terça-feira, 18 de dezembro de 2012

Resumo Teorias Cinéticas De Gases


Teoria Cinética de gases

Em 1738, o físico matemático Daniel Bernoulli, publicou Hidrodinâmica, a base para a teoria cinética dos gases. Nesse trabalho, Bernoulli posicionou seu argumento, ainda sólido até a atualidade, que os gases consistem em um grande número de moléculas se movendo em todas as direções, onde elas colidem entre si e esse impacto causa uma pressão na superfície de contato que podemos sentir.

A seguir as hipóteses da teoria cinética, a respeito dos gases perfeitos:
  • Uma porção de gás perfeito é constituída por um grande número de moléculas em movimento caótico.
  • As moléculas são consideradas pontos materiais.
  • As colisões entre duas moléculas ou entre uma molécula e uma parede do recipiente são supostas perfeitamente elásticas.
  • Cada colisão tem duração desprezível.
  • Entre colisões sucessivas, o movimento das moléculas é retilíneo.
  • As forças intermoleculares só se manifestam durante as colisões.
  • O estudo das colisões das moléculas pode ser feito com base na mecânica newtoniana

lei de Boyle

Em uma transformação isotérmica, envolvendo um gás perfeito, o produto entre pressão e volume é constante. É possível calcular a pressão e o volume desse gás através da fórmula:
p_1.V_1\,\!=p_2.V_2


Lei De Gay-Lussac
Dentro do âmbito da Química e da Física a Lei de Gay-Lussac é uma lei dos gases perfeitos que estabelece que sob um volume e quantidade de gás constantes, a pressão é diretamente proporcional à temperatura.
\frac{P}{T} = k_{PT} \quad\therefore\quad P \propto T
Lei De Dalton

A Lei de Dalton refere-se às pressões parciais dos vários gases componentes de uma mistura gasosa. 
Consideremos uma mistura gasosa contida num recipiente rígido de volume V. 
Seja p a pressão exercida pela mistura. 
Se por um processo qualquer deixarmos no recipiente apenas as partículas de um dos gases componentes da mistura, retirando todas as outras, o gás que permaneceu ocupará sozinho todo o volume V do recipiente e exercerá uma pressão p1 < p. 
Em outras palavras, a pressão parcial de um gás é a pressão que este exerceria se ocupasse sozinho, à mesma temperatura, todo o volume da mistura gasosa à qual pertence. 
Dalton, após analisar este fenômeno, chegou à conclusão de que: 

“A esta pressão denominaremos pressão parcial do gás 1 na mistura gasosa. 
A soma das pressões parciais dos gases componentes de uma mistura gasosa é igual à pressão total exercida pela mistura, desde que os gases não reajam entre si.” 

Ou seja: 

Ptotal = P1 + P2 + P3 + ... + Pn 

Assim, pela equação de Clapeyron chegamos à expressão: 


Lei de Avogadro

Volumes iguais de dois gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas. Essa lei que foi a origem do conceito de molécula está implícita no conceito de volume molar (a CNTP), pois 22,4 litros de qualquer gás possuem 6,02 x 1023 moléculas.
Do número de Avogadro, sabemos que há aproximadamente 6,02 x 1023 átomos/mol. Então, em 0,0142 mol temos :
(0,0142 mol) x (6,02 x 1023 átomos/mol) = 8,55 x 1021átomos
\frac{p_1\cdot V_1}{T_1\cdot n_1}=\frac{p_2\cdot V_2}{T_2 \cdot n_2} = constant

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